Визначення ступеня окиснення елементу.

В молекулі алгебраїчна сума ступенів окиснення дорівнює нулю. Ступінь окиснення гідрогену завжди =1, оксигену – (-2) (виключення Н₂О₂)

При складанні окисно-відновних реакцій треба пам‘ятати:

а) атоми простих речовин мають ступінь окиснення, рівний нулю, тому що кількість протонів в ядрі дорівнює кількості електронів на енергетичних рівнях.

б) Якщо атом віддає електрони, кількість протонів стає більшою, чим кількість електронів, і атом перетворюється в позитивно заряджений іон:

Na⁰ – 1e ® Na⁺

Атом, який віддає електрони, називається відновником. Процесс віддачі електронів називається процессом окиснення.

в) атом, який приймає електрони, заряджається негативно, тому що кількість електронів стає більшою, чим протонів:

Cl₂⁰ + 2e ® 2Cl^-

Атом або молекула, які приймають електрони, називаються окисником. Процесс приєднання електронів називають процессом відновлення.

Найважливіші окисники та відновники.

Окисниками можуть бути, перед усім, сполуки вищих, а відновниками-нижчих ступенів окиснення, присущих даному елементу.

Найважливішими відновниками є метали. Якщо метал може проявляти декілька ступенів окиснення, то відновниками являються ті його сполуки, в яких цей метал проявляє найнижчий стіпінь окиснення (це сполуки феруму (ІІ), олова (ІІ), хрому (ІІ), купруму (І)).

Класифікація реакцій окиснення – відновлення.

Всі окисно-відновні реакції ділять на три групи.

1. Реакції міжатомного та міжмолекулярного окиснення-відновлення.

Це реакції, в яких окисник та відновник предтавляють собою різні сполуки.

2. Реакції внутрімолекулярного окиснення – відновлення.

Це реакції, в яких окисник та відновник входять до складу однієї і тієї ж складної речовини:

3. Реакції самоокиснення-самовідновлення.

Це реакції, в яких окисником та відновником є атоми одного і того ж елементу, який знаходиться в однаковому (обов‘язково проміжному) ступені окиснення. При цьому утворюються нові сполуки, в яких атоми цього елементу мають різний ступінь окиснення:

Складаючи рівняння окисно-відновних реакцій, слід пам'ятати, що електрони переходять від відновника до окисника, причому число електронів, віданних відновником, дорівнює числу електронів прийнятих окисником. При складанні електронного балансу та підборі коефіцієнтів в ОВР слід дотримуватись певних правил.

а) написати формули віхідних речовин і продуктів реакції, знайти елементи, що змінили ступінь окиснення, вказавши окисник, відновник і тип ОВР:

K ₃" K + ₂ (ВМОВ)

Окисник Відновник

+ ₂" _{2 3} (ММОВ)

Відновник Окисник

б) коефіцієнти слід починати ставити в правій частині рівняння за винятком деяких реакцій ММОВ, в яких окисник і відновник сходяться в один продукт реакції, або коли окисник чи відновник потрапляє (розходиться) в різні продукти реакції. В таких випадках коефіцієнти треба починати ставити зліва;

в) число електронів, відданих відновником в розрахунку на всі його атоми у молекулі, ставиться як коефіцієнт перед окисником, а число електронів, що приймає окисник, теж в розрахунку на молекулу ставиться як коефіцієнт перед відновником. Це – основні коефіцієнти. Якщо вони мають спільний дільник, то, відповідно, скорочуються:

2 K ₃ = 2 K + 3 ₂

6e 2∙2e

4 + 3 ₂ = 2 _{2 3}

3e 2∙2e

г) зрівнюється число атомів окисника, відновника та інших елементів у обох частинах рівняння, після чого робиться перевірка, як правило, за Оксисеном.

Існує декілька способів складання реакцій окислення-відновлення. Ми розглянемо електронно-іонний метод, або метод напівреакцій.

В цьому методі коефіцієнти визначаються за допомогою електронно-іонних рівнянь. Вони відрізняються від електронних рівнянь тим, що в них записуються іони, які дійсно існують в розчині.

План підбору коефіцієнтів в окисно-відновних реакціях електронно-іонним методом слідуючий.

1. Записуємо молекулярне рівняння реакції.

2. Визначаємо елементи, у яких змінився ступінь окиснення.

3. Записуємо це рівняння в повному іонному вигляді.

4. Визначаємо, в які іони входять елементи, що змінили ступінь окислення.

5. Визначаємо середовище розчину, в якому проходить реакція окислення-відновлення.

В кислому середовищі кожен атом оксигену, який є в надлишку зліва звязується двома іонами Н⁺ і при цьому в правій частині рівняння утворюється одна молекула Н₂О; на кожен невистачаючий атом оксигену зліва витрачається одна молекула води і утворюється в правій частині рівняння два іони Н⁺.

В лужному середовищі кожен атом оксигену, який є в надлишку зліва витрачається одна молекула води і при цьому в правій частині рівняння утворюються два іони ОН^-, на кожен невистачаючий атом оксигену зліва витрачається два іони ОН^- і при цьому в правій частині утворюється одна молекула води. ₊₆

В нейтральному середовищі на кожен атом оксигену, який є в надлишку зліва витрачається одна молекула води і при цьому в правій частині рівняння утворюється два гідроксид-іони (2ОН^-); на кожен невистачаючий атом оксигену зліва витрачається також одна молекула води, але прицьому в правій частині утворюється два іони водню (2Н⁺).

Електроліз – це окисно-відновний процес, який відбувається на електродах під час проходження електричного струму через розчин чи розплав електроліту. Апарат (прилад), в якому відбувається цей процес називається електролізером. На негативно зарядженому електроді (катоді) електролізера відбувається процес відновлення, причому в першу чергу відновлюються (приймають електроди від катода) ті частинки, у яких окисно-відновний потенціал більш позитивний. На позитивно зарядженому електроді (аноді) протікає процес окиснення, причому в першу чергу окиснюються (віддають електрони аноду) ті частинки, у яких окисно-відновний потенціал більш негативний.

Запитання до семінару

1. Що таке окиснення і відновлення; окисник і відновник?

2. Які є типи окисно-відновних реакцій?

3. Як розтавити коефіцієнти в окисно-відновних реакціях?

4. Наведіть приклади типових окисників та відновників у складі простих та складних речовин.

5. Що таке електроліз?

6. Які процеси відбуваються біля катода та анода в процесі електролізу розчинів та розплавів електролітів?

7. Спрогнозуйте окисно-відновні властивості елемента в сполуках: а) сульфуру: H₂SO₄; SOCl₂; SCl₂; FeS₂; Na₂S; SO₂.

8. Спрогнозуйте окисно-відновні властивості елемента в сполуках: б) хрому: Cr; CrCl₃; CrO₃; K₃Cr(OH)₆; Cr(OH)₂; (NH₄)₂Cr₂O_7.

9. Які процеси – окиснення чи відновлення – мають місце в наведених схемах: а) N₂→NH₃; б) NH₃→NO? Вкажіть ступінь окиснення Нітрогену, над стрілкою позначте кількість відданих(-) чи приєднаних (+) електронів.

10. Які процеси – окиснення чи відновлення – мають місце в наведених схемах: а) HNO₃→NO; б) N₂H₄→NO? Вкажіть ступінь окиснення Нітрогену, над стрілкою позначте кількість відданих(-) чи приєднаних (+) електронів.

11. Поясніть план підбору коефіцієнтів в окисно-відновних реакціях електронно-іонним методом.

12. Які основні правила складання електронного балансу?

13. Класифікація реакцій окиснення-відновлення.

14. Що таке ступінь окиснення?

Семінар № 5

Тема: Властивості неметалів VІІ, VІ груп.

Мета: Вивчити властивоті та способи отримання неметалів 7 групи. Вивчити будову та властивості неметалів 6 групи. Основні сполуки сульфуру, їх отримання та застосування.

Література:

1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин. «Неорганическая химия», Л.: Химия, 1983.

2. Хомченко І.Г. «Загальна хімія», К.: Вища школа, 1993.

3. Басов В.П., Родіонов В.М. «Хімія», К.: Каравела, 2004.

Методичні вказівки.

До головної підгрупи 7 групи періодичної системи и елементів Д.І. Менделєєва входять фтор F, хлор CІ, бром Br, йод I та астат At. Загальна назва цієї групи елементів – галогени.

Електронна будова. Атом і галогени мають на останньому енергетичному рівні сім електронів: ns² np⁵. Розподіл електронів останнього (третього) енергетичного рівня атома хлору за орбіталями такий:

s p d

₁₇CІ 3

У такому електронному стані атом хлору має один неспарений електрон, за рахунок якого може утворювати одну спільну електрону пару (ковалентний зв’язок) з іншими атомом. Якщо атом, сполучений з атомом хлору має меншу електронегативність, ніж хлор (наприклад, атом Н), то спільна електронна пара зміщується до атома хлору (тобто він приймає додатковий електрон), ступінь окислення хлору при цьому дорівнює – 1. При зміщенні спільної електронної пари від хлору до атома більш електронегативного елемента (наприклад, О) електрон віддаляється від атома хлору, ступінь окислення СІ дорівнює + 1.

Галогени мають високу хімічну активність, яка послаблюється в ряду F₂ – CІ₂ ^–Br₂ – I₂.

1. Взаємодія з металами. Галогени енергійно взаємодіють з багатьма металами, утворюючи галогеніди металів, наприклад,

2Na + CІ₂ = 2NaCl

^{Хлорид натрію}

2Al +3I₂ = 2AlI₃

^{Йодид алюмінію}

2. Взаємодія з неметалами. Галогени взаємодіють з багатьма неметалами – воднем, фосфором, сіркою тощо, наприклад:

H₂ + Cl₂ = 2HCl

^{Хлороводень}

2Р + 5Br₂ = 2PBr_5.

^{Пентабромід фосфору}.

3. Взаємодія з водою. F₂ + H₂O = 2HF + O

У хлорідній воді виявляється хлороводнева HCl і хлорнуватиста HClO кислоти: Cl_{2 +}H₂O = HCl + HClO.

Бром реагує з водою аналогічно хлору, але менш активно.

4. Взаємодія з лугами. Cl₂ + 2KOH =KCl + KClO + H₂O.

Якщо розчин лугу нагріти до 100^о С, то в продуктах реакції з’явиться хлорат калію КClO₃: 3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO +3H₂O.

5. Окислювальні властивості.

2KBr + Cl₂ = Br₂ + 2KCl;

2KI + Cl₂ = I₂ + 2KCl

2KI + Br₂ = I₂ + 2KBr

Br₂ ^o + 5Cl₂ ^o + 12KOH = 2KBr⁺⁵O₃ + 10KCl¹ + H₂O.

Добування. Фтор добувають, пропускаючи електричний струм крізь розплавлені фториди, наприклад, CaF₂, KHF₂.

Хлор у лабораторних умовах можна добувати, діючи концентрованою хлороводневою кислотою на оксид марганцю (ІV) MnO₂ або перманганат калію KMnO₄:

4HCl + MnO₂ = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O;

16HCl + 2KMnO₄ = 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O;

У промисловості основну масу хлору виділяють, пропускаючи електричний струм крізь водний розчин хлориду натрію NaCl.

Властивості. Фтороводень – це безбарвна рідина з температурою кипіння 19,5^оС. Решта галагеноводнів за звичайних умов - безбарвні гази.

Галогеноводні дуже добре розчиняються у воді. Їхні водні розчини є кислотами: фтороводнева (плавикова) HF, хлороводнева (соляна) HCl, бромоводнева HBr, йодоводнева HI. Сила кислот збільшується від HF до HS: HF - слабка кислота, решта галогеноводневих кислот належить до сильних.

Головну підгрупу VI групи періодичної системи елементів Д. І. Менделеєва становлять О, сірка S, селен Se, телур Te і полоній Po. Загальна назва елементів цієї підгрупи – халькогени.

Електрона будова. В атомах халькогенів на останьому енергетичному рівні перебуває по шість електронів: ns², np⁴.

Поширення в природі. Сірка досить широко поширена у природі: маса часткового елемента в земній кулі становить 0,05%. Сірка трапляється у природі у вигляді простої речовини (самородна сірка) входить до складу багатьох мінералів- сульфідів. З них найбільш поширені пірит FeS, халькопірит FeCuS₂, кіновар HgS, мірабіліт Na₂SO₄ × 10H₂O, гіпс CaSO₄ × 2H₂O. Органічні сполуки сірки входять до складу нафти.

Властивості. Сірка має кілька алотропних видозмін. Найстійкіша α-сірка, або ромбічна, і β- сірка або моноклінна. Це кристалічні речовини, що відрізняються формою кристалів та деякими фізичними властивостями. Так, ромбічна сірка має лимонно-жовте забарвлення, температура її плавління 112,8⁰С, густина 2,07 г/см3. Моноклінна сірка забарвлена в темно-жовтий колір, температура плавління 119,3⁰С, густина 1,96 г/см³.

Хімічні властивості.

1. Взаємодія з металами. Сірка, як типовий неметал, взаємодіє з багатьма металами, утворюючи сульфіди:

2Na + S = Na₂S;

Fe + S = FeS.

2. Взаємодія з неметалами. Сірка реагує з неметалами (киснем, воднем, вуглецем, галогенами) реакції відбуваються при нагріванні.

S + O₂ = SO_2;

H₂ + S = H₂S.

3. Взаємодія з кислотами.

S + 4HNO₃ = SO₂ + 4NO₂ + 2H₂O;

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ + 2H₂O.

4. Взаємодія з лугами. Сірка розчиняється у водних розчинах лугів при нагріванні.

3S⁰ + 6NaOH = 2Na₂S^-2 + Na₂SO₃⁺⁴ + 3H₂O.

Добування. Самородну сірку очищають від домішок (піску, глини). Для цьогоїї розплавляють перегрітою водяною парою, в результаті рідка сірка легко відокремлюється від твердих домішок. При затвердінні утворюється комова сірка, подальшу очистку якої проводь перегоркою.

З піриту сірку добувають термічним розкладанням мінералу FeS₂ = FeS + S. З наступною відгонкою її від сульфідів заміза.

Застосування. Основна маса сірки і природних сульфідів використовуються у виробництві сірчаної кислоти H₂SO₄. Сірка використовується також в інших гал юзах хімічної промисловості: для добування сульфітів Na₂SO₃, Са(HSO₃)₂ тощо. Вона застосовується у виробництві барвників, гуми, пороху, сірників, ліків, її використовують у сільському господарстві.

Сірководень і сірководнева кислота. Під час взаємодії сірки з воднем при високій температурі утворюється сірководень H₂S. Це безбарвний газ із запахом тухлих яєць. Дуже отруйний. Розчинний у воді.

У хімічних реакціях сірководень виявляє себе як сильний відновник і як слаба кислота (у водному розчині).

1.Відносні властивості.

5H₂S^-2 + 2KМnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S⁰ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O;

H₂S^-2 + 6HNO₃ = S⁺⁴O₂ + 6NO₂ + 4H₂O.

Сірководень взаємодіє з киснем.

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O;

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O.

2.Кислотні властивості.

I ступень H₂ S <=> H⁺ + HS^-↓

^{Гідросульфід-іон}

II ступень HS^- <=> H⁺ + S^2-

^{Сульфід-іон.}

2NaOH + H₂S = Na₂S + H₂O;

NaOH + H₂O = NaHS + H₂O.

3.Взаємодія з солями.

Pb(NO₃)₂ + H₂S = PbS↓ + 2HNO₃.

FeS + 2HCI = FeCI₂ + H₂S.

Оксид сірки IV– це безбарвний газ з різким запахом. Сірчиста кислота утворює середні солі - сульфіти, наприклад K₂SO₃ – сульфіт калію, і кислі солі – гідросульфіти, KHSO₃ і гідросульфіт калію.

2H₂S + S⁺⁴O₂ = 3S^o + 2H₂O;

5S⁺⁴O₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O = 2H₂S⁺⁶O₄ + 2MnSO₄ + K₂SO_4.

Сірчана кислота. Властивості. Сірчана кислота є безбарвною в’язкою рідиною, густина 1,83 г/мл (20⁰С). Температура плавління сірчаної кислоти становить 10,3⁰С, температура кипіння 296,2⁰С.

1. Взаємодія з металами. H₂SO_4(розб) взаємодіє з металами, наприклад із залізом, цинком, магнієм. Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

Деякі малоактивні метали, такі як мідь, срібло, золото, з H₂SO_4(розб.) не реагують.

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + H₂O;

Mg + 2H ₂ SO₄ = MgSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

4Mg + 5H₂SO₄ = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O;

2. Взаємодія з неметалами. H₂SO_{4 конц} може окислювати неметали, наприклад:

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ +2H₂O;

Окислювальні властивості H₂SO_4конц. можуть також виявлятись у реакціях з деякими складними речовинами – відновниками, наприклад:

2KBr + 2H₂SO₄ = Br₂ + SO₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

3. Взаємодія з основними оксидами та основами. Як двохосновна кислота H₂SO₄ утворює два типа солей: середні солі - сульфати і кислі солі - гідросульфати.

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O.

^{Сульфат алюмінію}

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O.

^{Сульфат калію}

KOH +H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O.

^{Гідросульфат калію}

4. Взаємодія з солями.

CaCO₃ + H₂SO₄ = CaSO₄ + CO₂↑ + H₂O

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

5. Взаємодія з водою. nH₂O + H₂SO₄ = H₂SO₄ × nH₂O;

6. Дисоціація кислот.

1 ступіньH₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO_4;

^{Гідросульфат іони}

ІІ ступіньHSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄^-2

^{Сульфат- іони}

Запитання до семінару

1. Що характерно для неметалів у вільному стані? Чим визначається їх хімічна активність?

2. Неметали в періодичній системі.

3. Як пояснити положення Гідрогену в періодичній системі?

4. Які властивості виявляє Гідроген у різних ступенях окиснення?

5. Де застосовується водень?

6. Які найхарактерніші ступені окиснення у Оксигену?

7. За яких умов кисень найбільш активний як окисник?

8. Чи може оксиген бути відновником?

9. Як пояснити особливості будови молекули води? Чому вода – добрий розчинник?

10. Як пояснити аномально високу температуру кипіння води?

11. Чому вода погано дисоціює на іони? Як пояснити високу хімічну активність води?

12. Чому неметали, як правило, р-елементи? Користуючись таблицею Д-5, складіть ряд активності неметалів.

13. Як пояснити високу хімічну активність Хлору?

14. Чому Хлор виявляє позитивні ступені окиснення?

15. Які хімічні властивості має хлор?

16. Чим пояснити високу розчинність хлороводню у воді? Які властивості характерні для цього розчину?

17. У чому схожі і чим різняться за властивостями галогени?

18. Чому окиснювальні властивості галогенів послаблюються від Фтору та Йоду? Якими реакціями це можна довести?

19. Який об’єм за н.у. займе хлор, який знаходиться у сталевому балоні місткістю 40 л під тиском 5*10⁵ Па за температури 300 К?

20. Продукт взаємодії 5 л водню і 4,48 л хлору (н.у) розчинили у 85,4 мл води. Обчисліть масову частку даного продукту в розчині. У молекулярній та іонній формах запишіть рівняння реакцій цього розчину: а) з алюмінієм; б) з оксидом феруму (ІІІ).

21. Які властивості виявляє концентрована сірчана кислота?

Семінар № 6

Тема: Загальні властивості неметалів V групи.

Мета: Вивчити властивості та застосування сполук нітрогену. Вивчити сполуки та властивості фосфору.

Література:

1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин. «Неорганическая химия», Л.: Химия, 1983.

2. Хомченко І.Г. «Загальна хімія», К.: Вища школа, 1993.

3. Басов В.П., Родіонов В.М. «Хімія», К.: Каравела, 2004.

Методичні вказівки.

Головну підгрупу 5 групи періодичної системи Д. І. Менделєєва складають нітроген N, фосфор P, арсен Az, стибій Sb і бісмут Bi.

Електронна будова. Електронна конфігурація останього енергетичного рівня атомів елементів цієї підгрупи; ns² np³, тобто дони мають п’ять валентних електронів і можуть виявляти ступені окислення від – 3 до +5.

В атомах нітрогену (електронна формула 1s²2s²2p³) розподіл електронів за орбіталями на останньому енергетичному рівні атома такий:

­¯ ­ ­ ­

Завдяки наявності трьох неспарених електронів атом нітрогену може утворювати три ковалентних зв’язки. Крім того, атом нітрогену може утворювати ще один ковалентний зв’язок за рахунок донорно- акцепторної взаємодії.

Властивості. У вільному стані нітроген утворює одну просту речовину -молекулярний азот N₂. В молекулі азоту утворюються три хімічних зв’язки: один σ– і два π-зв’язки, що зображують так: N ≡ N. Це так званий потрійний зв'язок.

Добування та застосування. В лабораторії азот добувають термічним розкладанням нітриту амонію NH₄NO₂ : NH₄NO₂ = N₂ + 3H₂O.

У промисловості азот добувають з повітря: повітря зріджують і піддають перегонці, розділяючи на складові частини.

Основна маса азоту, що відбувається, використовується, для виробництва аміаку – важливого хімічного продукту. Азотом наповнюють електролампи; за його допомогою створюють інертну атмосферу при проведенні хімічних реакцій, для яких недопустима наявність кисню.

Властивості. Амоніак – безбарвний газ з різким запахом. При температурі, нижчій за 33,4⁰С, він переходить у рідкий стан. Для амоніаку характерні реакції приєднання і окислення.

1. Взаємодія з водою. Амоніак енергійно взаємодіє з водою. Водний розчин амоніаку має лужну реакцію. Індикатор фенолфталеїн викликає появу малинового забарвлення розчину. Лужна реакція розчину амоніаку пояснюється наявністю гідроксид-іонів у рівноважній системі: NH₃ × H₂O = NH₄⁺ + OH^-.

Водний розчин амоніаку прийнято називати гідроксидом амонію. Йому умовно приписують формулу NH₄OH. А також його називають амоніачною водою, а в медицині розчин з масовою часткою NH₃ - 10% нашатирним спиртом.

2. Взаємодія з кислотами. Амоніак взаємодіє з кислотами, утворюючи солі амонію:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

^{Хлорид амонію}

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

^{Сульфат амонію}

Солі амонію виявляють усі типові властивості солей. Реакції солей амонію з лугами, в результаті яких утворюється амоніак: NH₃Cl + NaOH = NaCl + NH₃ + H₂O, можуть бути використані як якісні реакції на амоній-іони, їх наявність визначають за появою запаху амоніаку при добавленні до речовин розчинів NaOH або KOH при нагріванні.

Добування. В лабораторії амоніак добувають, нагріваючи суміш солі амонію з лугами. Наприклад: 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + CaCІ₂ + 2H₂O.

У промисловості амоніак синтезують з простих речовин H₂, N_2.

Застосування. Значну частину аміаку, що виробляється, переробляють на нітратну кислоту та її солі. Амоніак застосовують також у виробництві соди.

Водний розчин амоніаку – нашатирний спирт - застосовують у медицині.

Нітритна кислота є слабкою одноосновною кислотою. ЇЇ солі називаються нітритами, наприклад NаNO₂ – нітрит натрію.

Властивості. Безводна нітратна кислота HNO₃ – це безбарвна рідина, що жовтіє при зберіганні, з температурою кипіння 82,6^оС і температурою замерзання (правління) -41,6^оС. Змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. У водному розчині HNO₃ – сильна кислота, практично повністю дисоціює на катіони водню і нітрат-іони NO^-₃;

HNO₃ <=> H⁺ + NO₃^-.

Для нітратної кислоти характерні всі властивості кислот.

1. Взаємодія з основними оксидами та основами. В наслідок цих реакцій утворюються солі нітратної кислоти – нітрати:

BaO + 2HNO₃ = Ba(NO₃)₂ + H₂O;

KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O;

2. Взаємодія з солями. Нітратна кислота вступає в реакції обміну з обмеженим числом солей, оскільки більшість солей цієї кислоти розчинні у воді (реакції обміну не відбуваються). Нітратна кислота реагує з карбонатами, оскільки внаслідок реакцій з ними утворюється діоксид вуглецю (газ), наприклад:

CаCO₃ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + CO₂↑ + H₂O.

3. Термічне розкладання. Під час нагрівання на світлі нітратна кислота частково розкладається: 4HNO₃ = 4NO₂ + O₂ + 2H₂O.

Оксид нітрогену (IV), що утворюється, надає кислоті бурого забарвлення. Цим процесом пояснюється той факт, що під час зберігання нітратна кислота поступово жовтіє.

4.Окислювальні властивості. Нітратна кислота як у безводному стані, так і в розчинах (розбавлених і концентрованих) виявляє сильні окислювальні властивості.

Концентрована нітратна кислота окислює багато неметалів, наприклад:

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O;

3C + 4HNO₃ = 3CO₂ + 4NO + 2H₂O.

Добування. У промисловості нітратну кислоту добувають з амоніаку. Амоніак піддають каталітичному окисленню киснем повітря для добування оксиду нітрогену NO. Як каталізатор звичайно використовують платину або суміш платини з оксидом заліза (III), хрому (III) та іншими речовинами.

В лабораторних умовах нітратної кислоту можна добути за реакцією між солями цієї кислоти і концентрованою сірчаною кислотою при нагріванні:

NаNO₃ + H₂SO₄ = NаHSO₄ + HNO₃.

Нітратну кислоту відганяють з реакційної суміші.

Застосування. Нітратна кислота – важливий продукт хімічної промисловості. Основними галузями її застосування є виробництво мінеральних добрив, пластмас та штучних волокон, лікарських рослин. Крім того, її застосовують для обробки металевих поверхонь.

Нітратні добрива. Нітрат – один з хімічних елементів, необхідних для росту і життєдіяльності рослин. Як правило, азоту, що міститься в грунті, рослинам не вистачає, і його доводиться вносити у вигляді нітратних добрив – органічних або мінеральних.

Мінеральні добрива називаються також туками, а промисловість що виробляє ці добрива, - туковою промисловістю. Це дуже важлива галузь промисловість.

Поширення у природі. Масова часика фосфору в земній корі становить 0,008%. Найважливішими мінералами фосфору, що трапляються у природі є фторапатит Ca₅(PO₄)₃F, фосфорит Ca₃(PO₄)₂.

Властивості. Фосфор утворює кілька алотропічних модифікацій, які помітно відрізняються за властивостями. Білий фосфор – м’яка кристалічна речовина. Складається з молекул P₄. Плавиться при температурі 44,1 ⁰С.

Під час нагрівання білого фосфору утворюється червоний фосфор. Він є сумішю кількох модифікацій, що мають різну довжину молекул. Колір червоного фосфору залежно від способу та умов добування може змінюватися від світло-червоного до фіолетового і темно – коричневого. Темперетура його плавлення 585 – 600 ⁰С.

Чорний фосфор – найстійкіша модифікація. За зовнішнім виглядом він подібний до граніту. На відміну від білого фосфору червоний і чорний фосфор не розчиняються в сірковуглеці, вони не отруйні і не вогненебезпечні.

1. Взаємодія з простими речовинами – неметалами. Фосфор може взаємодіяти з багатьма неметалами: киснем, сіркою, галогенами, з воднем фосфор не взаємодіє. Залежно від того, є фосфор у надлишку чи його не вистачає, утворюються сполуки фосфору (ІІІ) і фосфору (V), наприклад:

2 P + 3 Br₂ = 2 PBr₃, або 2 P + 5Br₂ = 2PBr₅

2. Взаємодія з металами. Під час нагрівання фосфору з металами утворюються фосфіди: 3Mg + 2P = Mg₃P₄

Фосфіди деяких металів можуть розкладатися водою з утворенням газоподібного фосфіну PH₃: M₃P₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2PH₃

Фосфін PH₃ за хімічними властивостями подібний до аміаку NH_3.

3. Взаємодія з лугами. Під час нагрівання білого фосфору в розчині лугу він диспропороціює: P₄⁰ + 3NaOH + 3H₂O = P^-3H₃ + 3NaH₂P⁺¹O₂

Добування. Фосфор у промисловості добувають з фосфату кальцію Ca₃(PO₄)₂, який виділяють із фосфоритів і фторапатитів. Метод добування базується на реакції відновлення Ca₃(PO₄)₂ до фосфору.

Сполуки фосфору (ІІІ). Під час окислення фосфору при недостатній кількості кисню утворюється оксид фосфору (ІІІ): 4P + 3O₂ = P₂O₃

Іноді формулу цього оксиду записують у вигляді P₂O₆, яка відповідає будові молекул однієї з модифікацій цієї речовини.

Оксид фосфору (ІІІ) – біла кристалічна речовина. Отруйна. У воді розчиняється з утворенням фосфористоїкислоти: P₂O₃ + 3H₂O = 2H₃PO₃

Середні солі фосфорної кислоти називаються ортофосфатами або фосфатами, наприклад К₃PO₄ – фосфат (ортофосфат) калію. Як трьохосновна кислота H₃PO₄ утворює два типи кислих солей, наприклад К₂НPO₄ – гідрофосфат калію і КН₂PO₄ – дигідрофосфат калію.

В промисловості ортофосфатну кислоту добувають двома методами. Перший метод полягає у взаємодії фосфату кальцію з сірчаною кислотою (на 1 моль Са₃(РО₄)₂ беруть 3 моль Н₂SO₄): Са₃(РО₄)₂ + 3Н₂SO₄ = 3СаSO₄ + 2Н₃РО₄

Запитання до семінару

1. Як пояснити низьку хімічну активність азоту у вільному стані?

2. Як пояснити аномалії деяких фізичних та хімічних властивостей аміаку?

3. Який хімічний характер мають оксиди нітрогену?

4. Поясніть аномальні окисні властивості нітратної (азотної) кислоти?

5. Які продукти утворюються при взаємодії HNO₃ з металами і неметалами?

6. Чим та чому фосфатна кислота помітно відрізняється від азотної?

7. Що треба знати про мінеральні добрива?

8. Порівняйте хімічну активність азоту і фосфору у вільному стані. Який із них більш активний і чому?

9. За допомогою електронних схем атомів поясніть валентні можливості Нітрогену і Фосфору. Наведіть приклади відповідних сполук.

10. Назвіть найбільш поширені у природі сполуки Нітрогену і Фосфору.

11. Скільки аміаку треба розчинити за н.у. в 1 л води, щоб утворився 25%-ний розчин NH₃?

12. Складіть рівняння якісних реакцій, за допомогою яких можна виявити солі: а) сульфат амонію; б) карбонат амонію; в) нітрат амонію.

13. При обробці 0,5 г сплаву золото-мідь азотною кислотою виділилось 100 мл (н.у.) оксиду нітрогену (ІІ). Визначте масову частку золота у сплаві.

14. Які фосфорні добрива застосовують в сільському господарстві? Вкажіть їх формули, наведіть рівняння реакцій добування.

15. Визначте рб’єм (н.у.) газоподібних продуктів, що виділяються в результаті термічного розкладу 9,4 г нітрату купруму (ІІ), а також маси солей, що утворяться при пропусканні цих газів у розчин гідроксиду калію. Які процеси мають місце при пропусканні цих газів у воду?

16. За нагрівання 0,91 г нітрату калію лишилось 0,8 г твердого залишку. Визначте ступінь термічного розкладу солі.

Семінар № 7

Тема: Властивості неметалів ІV групи.

Мета: вивчити властивості сполук карбону. Вивчити властивості силіцію та його сполук.

Література:

1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин. «Неорганическая химия», Л.: Химия, 1983.

2. Хомченко І.Г. «Загальна хімія», К.: Вища школа, 1993.

3. Басов В.П., Родіонов В.М. «Хімія», К.: Каравела, 2004.

Методичні вказівки.

Головну підгруну ІV групи періодичної системи Д.І. Менделєєва складають карбон С, кремній Si, германій Ge, олово Sn і свинець Pb.

У атомів цих елементів на останньому енергетичеому рівні є вільна р- орбіталь, тому що s – електрон останнього енергетичногорівня може переходити на цю орбіталь (збуджений атом). Відповідно до такої електронної будови атомів елементи головної підгрупи ІV групи виявляють у сполуках ступені окислення –4, -2, +4.

Поширення в природі. Масова частка карбону у земній корі становить 0,1 %. Він трапляється у природі у вільному стані (алмаз, графіт).

Властивості карбону. Карбон утворює три алотропні видозміни: алмаз, графіт і карбон.

Алмаз – це безбарвна кристалічна речовина. Його властивості визначаються будовою кристалу. Кристалічна орешітка алмазу побудована так, що кожен атом карбону знаходиться в центрі тетраедра, вершини якого утворюють чотири найближче розташовані атоми. Кожний атом сполучений з чотирьма сусідніми атомами міцними рівноцінними ковалентними зв’язками. Така структура алмазу зумовлює його високу твердість. Алмаз практично не проводить електричний струм.

Графіт – це кристалічна речовина сірого кольору з металевим блиском.

Крім розглянутих вище основних алотропних видозмін, карбон існує ще в кількох формах. Це так звані вуглецеві матеріали. До них належить вугілля (кокс, деревне вугілля), технічний карбон (сажа), скловуглець.

Вугілля – це речовина чорного кольору, що містить карбон у вигляді подрібненого графіту. Вугілля утворюється при термічному розкладанні сполук, що містять карбон. Наприклад, при термічній обробці без доступу повітря природного кам’яного вугілля утворюється кокс – різновид вугілля. Масова частка карбону у коксі становить 96-98%.

Карбон виявляє невисоку хімічну активність: більшість реакцій за його участю відбувається лише при високій температурі.

1. Взаємодія з неметалами. Карбон горить на повітрі. Продук реакції залежить від кількості кисню, при його надлишку утворююється СО₂, при недостатній кількості – СО.

С + О₂ = СО₂; 2С + О₂ = 2СО

Під час нагрівання карбон сполучається з воднем і сіркою:

С + 2Н₂ = СН₄ С + 2S = CS₂

^{метан сірководень}

З галогенів карбон безпосередньо реагує лише з фтором. Реакція з азотом відбувається при високій температурі:

2С + N₂ = (CN)₂

^диціан

З азотом і воднем карбон утворює ціановодень НСN, який називається ціановодневою або синильною кислотою. Цю кислоту можна добувати під час взаємодії оксиду карбону (ІІ) з аміаком: СО + NН₃ = НСN + Н₂О

2. Взаємодія з металами. З металами під час нагрівання карбон утворює карбіди, наприклад карбід алюмінію і кальцію:

4АІ + 3С = АІ₄С₃; Са + 2С = СаС₂

Карбіди – це тверді і тугоплавкі речовини.

Відновна здатність карбону реалізується в реакціях добування деяких металів. Вуглець взаємодіє з оксидами металів, наприклад: С + SnО = Sn + СО.

Такий метод добування металів називається карботермією.

Адсорбція – це концентрування різних речовин на поверхні поділу двох систем (тверда речовина – рідина, тверда речовина – газ, рідина – газ, рідина - рідина). Речовина, що утворює на своїй поверхні частки, називається адсорбентом.

Оксид карбону (ІІ), або монооксид карбону, СО – тбезбарвний газ без запаху. Дуже отруйний. Цим зумовлена його поширена назва –чадний газ. Він виділяється при згоранні різного палива (дров, вугілля, природного газу, бензину) при недостатній кількості кисню.

Оксид карбону (ІV), або діоксид карбону СО₂ – безбарвний газ. При зниженій температурі або підвищеному тиску СО₂ легко переходить у рідкий і твердий стан. Твердий оксид карбону (ІV) називається сухим льодом.

У великих кількостях оксид карбону (ІV) шкідливий для людини і тварин, може викликати ядуху. Цей газ не підтримує горіння.

Як двохосновна кислота Н₂СО₃ утворює два типи солей: середні солі – карбонати і кислі солі –гідрокарбонати.

Карбонати – білі кристалічні речовини. Більшість з них мало розчиненні у воді, лише деякі, наприклад карбонат натрію, калію та амонію, добре розчиняються у воді. Розчини карбонатів мають лужну реакцію.

На відміну від карбонатів усі гідрокарбонати добре розчиняються у воді.

Багато карбонатів мають важливе практичне значення.

Карбонат калію, або поташ, К₂СО₃застосовують у виробництві скла, мила. Карбонат кальцію СаСО₃ є основним компонентом природних матеріалів: вапняку, крейди і мармуру. Ці речовини використовуються уи будівництві. Вапняк вносять у грунт для зниження його кислотності і поліпшення структури.

Силіцій – другий хімічний елемент після кисню за поширеністю на Землі, його масова частка у земній корі становить 27,6 %. Найпоширенішою кремнієвмісною речовиною є оксид кремнію (ІV) (кремнезем) SiO₂. У природі вона трапляється у вигляді мінералу кварцу і багатьох його різновидів (кварцовий пісок, гірський кришталь, кремінь, яшма, агат, опал тощо). Кремнезем – основний компонент будь-якого піску.

Кремній – кристалічна речовина темно – сірого кольору з металічним блиском.

За хімічними властивостями кремній є неметалом, хоча може виявляти окремі і властивості металів.

1. Взаємодія з неметалами.

Кремній досить інертний. За звичайних умов він взаємодіє тільки з фтором:

Si + 2F₂ = SiF₄

2. Взаємодія з металами

Під час нагрівання з металами кремній утворює силіциди, наприклад силіцид магнію: Si + 2Mg = Mg₂Si

3.Взаємодія з лугами і кислотами: Si + 2KOH +H₂O = K₂SiO₂ + 2H₂

Кислоти крім НF і суміші азотної з фтороводневою кислотою, на кремній не діють.

4. Окислення: Si + O₂ = SiO₂

Кремній може горіти у кисні, утворюючи оксид кремнію (ІV).

Оксид силіцію (ІV) – це безбарвна кристалічна речовина. Він не розчиняється у воді і не взаємодіє з нею.

Силікатна кислота Н₂SiO₃ належить до слабких двохосновних кислот (слабкіша, ніж вугільна кислота). У воді розчиняється мало, дисоціюючи незначною мірою: H₂SiO₃ Û H⁺ + HSiO^-₃

Силікатну кислоту не можна добувати за реакцією оксиду з водою. ЇЇ добувають дією кислот на розчини калієвої або натрієвої солі силікатної кислоти:

K₂SiO₃ + 2НСІ = H₂SiO₃ + 2КСІ

H₂SiO₃ – найпростіша серед різноманітних полікремнієвих кислот, склад яких звичайно подають формулою х SiO₂*уН₂О. Як правило, силікатна кислота – це суміш різних полісилікатних кислот.

Силікати – солі силікатної кислоти, наприклад Na₂SiO₃- силікат натрію, СаSiO₃- силікат кальцію.

До природних силікатів належать азбест 3MgO×2SiO₂×2H₂O і тальк 3MgO×4SiO₂×H₂O.

Силікат натрію Na₂SiO₃ (точніше х Na₂О×уSiO₂) – добре розчина у воді сполука. ЇЇназивають розчиним склом. У промисловості його добувають, плавлінням кварцового піска з содою. Силікат натрію використовують у виробництві скла. Його водний розчин, що містить різні добавки (рідке скло), застосовують для виготовлення вогнетривких цементних розчинів і бетонів, у виробництві тепло- і звукоізоляторів, паперу, картону, мила, мийних засобів, силукатних фарб і клеїв.

Запитання до семінару

1. Чому елементи IVA підгрупи у вільному стані хімічно інертні?

2. Які причини неоднакової міцності алотропних форм вуглецю?

3. Який хімічний характер оксидів карбону?

4. Назвіть властивості оксидів карбону.

5. Чому селікатна (кремнієва) кислота – тверда, нерозчинна речовина?

6. Що треба знати про сполуки Силіцію в природі і застосування їх у техніці?

7. Який з елементів – Карбон чи Силіцій – більш розповсюджений у природі? Який із них утворює більше сполук?

8. Що таке адсорбція?

9. Які адсорбенти ви знаєте?

10. Чому деревне вугілля – чудовий адсорбент, а кам’яне вугілля – не виявляє таких властивостей?

11. Обчисліть об’єм (н.у.) водяного газу, що складається з рівних об’ємів СО і Н₂, який можна добути з 2,82 кг коксу, що містить 5% негорючих домішок.

12. Чому оксид карбону (ІV) – газ, а оксид силіцію (ІV) – тверда тугоплавка речовина? Наведіть їх структурні формули.

13. Вкажіть принципові відмінності вугільної і кремнієвої кислот, поясніть причини цих відмінностей.

14. Солі яких кислот – вугільної чи кремнієвої – гідролізують у більшій мірі і чому? Складіть відповідні рівняння реакцій гідролізу.

15. Як виявити в розчині: а) карбонат натрію; б) силікат натрію? Наведіть рівняння відповідних якісних реакцій.

16. У результаті тривалого нагрівання 57,2 г деякого кристалогідрату карбонату натрію лишилось 21,2 г безводної солі. Визначте формулу кристалогідрату.

17. Як, використовуючи цемент, приготувати будівельний «розчин»? Чому він схоплюється (твердне)?

18. Що таке бетон, залізобетон, пластобетон?

Семінар № 8

Тема: Загальні властивості металів. Порівняльна активність лужних та лужноземельних металів.

Мета: Вивчити основні властивості металів. Вивчити властивості лужних та лужно-земельних металів.

Література:

1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин. «Неорганическая химия», Л.: Химия, 1983.

2. Хомченко І.Г. «Загальна хімія», К.: Вища школа, 1993.

3. Басов В.П., Родіонов В.М. «Хімія», К.: Каравела, 2004.

Методичні вказівки.

Із 110 відомих хімічних елементів 88 є металами. Елементи першої – третьої групи (крім водню та бору), а токаж елементи побічних підгруп четвертої – восьмої груп – метали. У головній підгрупі четвертої групи більшість елементів (за винятком кремнію та вуглецю) теж є металами. У головній підгрупі п’ятої групи знаходяться два метали (сурма та вісмут), а у головній підгрупі шостої групи – один (полоній).

Метали в твердому стані – кристалічні речовини з металічним типом зв’язку. У перехідних металах зв’язок між атомами частково є ковалентним.

У природі метали існують переважно у вигляді сполук – оксидів (Fe₃O_4, Fe₂O₃), сульфідів (ZnS, PbS, FeS₂), сульфатів (CaSO₄, BaSO₄), хлоридів (KCl, NaCl), карбонатів (CaCO₃, FeCO₃, ZnCO₃), фосфатів (Ca₃(PO₄)₂) і нітратів (NaNO₃, KNO₃).

У вільному стані в земній корі трапляються лише метали, які в ряду стандартних електродних потенціалів знаходяться праворуч від водню – мідь, ртуть, срібло, золото, платина.

Усі метали, крім ртуті та францію, за звичайної температури – це тверді речовини кристалічної будови. У кристалічному стані вони добре відбивають світло і тому непрозорі, мають характерний металічний блиск.

Метали – пластичні речовини. Пластичність – це здатність легко змінювати форму під дією зовнішніх сил і зберігати одержану форму після припинення цієї дії.

Найбіль пластичний метал – золото. З нього можна приготовляти дуже тонку фольгу і тягнути тонкі нитки. Характерні фізичні властивості металів пояснюються особливостями їх внутрішньої структури: наявністю електронного газу – вільних електронів.

Хімічні властивості металів визначаються здатністю їх атомів легко віддавати свої валентні електрони і перетворювати на позитивні іони внаслідок низьких значень електронегативностей, які обумовлені невисокими енергіями іонізації атомів і невеликою (часто від’ємною) спорідненістю до електрона.

Пірометалургійні способи полягають у відновленні металів з оксидів за високих температур за допомогою вуглецю, оксиду вуглецю (ІІ), алюмінію, кремнію або водню:

ZnO + C Þ Zn + CO;

Fe₃O₄ + 4CO Þ 3Fe + 4CO₂;

Cr₂O₃ + 2Al Þ Al₂O₃ + 2Cr;

3BaO + Si Þ BaSiO₃ + 2Ba;

WO₃ + 3H₂ Þ W + 3H₂O.

Якщо метал одержують з сульфідів, ці сполуки перетворюють на оксиди (випалювання):

2ZnS + 3O₂ Þ 2ZnO + 2SO₂;

4FeS₂ + 11O₂ Þ 2Fe₂O₃ + 8SO₂;

Cu₂S + 2O₂ Þ 2CuO + SO₂.

Як відновник у реакціях використовують сульфід того ж металу (економія окисників і відновників):

2ZnO + ZnS Þ 3Zn + SO₂,

3 Zn⁺² + 2 е ® Zn⁰

S^-2 – 6 е ® S⁺⁴

Електроткрмічніспособи засновані на реакціях відновлення металів електролізом розплавів їх солей, оксидів або гідроксидів. Цими способами одержують лужні та лужноземельні метали. алюміній тощо.

Під дією факторів навколишнього середовища метали окислюються, утворюючи хімічні сполуки (оксиди, гідроксиди, солі) – зазнають корозії.

Корозія – це руйнування металів внаслідок їх взаємодії з навколишнім середовищем. Розрізняють хімічну та електрохімічну корозії.

Хімічна корозія – це руйнування металу внаслідок взаємодії з середовищем, яке не проводить елекричний струм. Прикладами хімічної корозії є швидке окислення на повітрі натрію або кальцію, взаємодія металів з сірководнем, галогенами, оксидом сірки (ІV) та іншими газами, що містяться в атмосфері, а також з рідинами, які не проводять електричний струм (нафтою, бензином, толуолом та ін.).

Електрохімічна корозія – це руйнування металу, що знаходиться в контакті з іншим металом і електролітом або водою.

Лужні метали – це форма існування у вільному стані таких елементів, що ксладають головну підгрупу першої групи періодичної системи. Лужними вони називаються тому, що їх гідроксиди є сильними лугами.

Елемент	Поряд-ковий номер	Радіус атома, нм	Відносна атомна маса	Електро-негатив-ність	Темпера-тура плав-ління, ^0С	Стандартний потенціал	Густина, кг×м^3
Літій		0,155	6,490	1,0	180,5	2,04
Натрій		0,189	29,991	0,9	97,8	2,71
Калій		0,236	39,100	0,8	63,7	2,92
Рубідій		0,248	85,48	0,8	38,9	2,90
Цезій		0,262	132,91	0,7	28,7	3,01
Францій		0,37		0,8	8,0	-

У ряду стандартних електродних потенціалів лужні метали розташовані ліворуч і мають найменші з усіх металів значення. Це зумовлює такі властивості лужних металів: - їх атоми є сильними відновниками, а позитивні іони – дуже слабкими окисниками;

- вони – найактивніші метали, що витісняють водень не тільки з кислот – слабких окисників, а й з води;

- ці метали не можна одержати електролізом водних розчинів їх солей;

вони не витісняють інші метали з водних розчинів їх солей.

Прості речовини кальцій, стронцій, барій, радій називають лужно-земельними металами, оскільки їх гідроксиди мають лужні властивості, а їх тугоплавкі оксиди раніше називали землями. Іноді лужноземельними помилково називають усі елементи головної підгрупи другої групи.

На s-підрівні зовнішнього енергетичного рівня атоми елементів мають по два електрони. Це s²-елементи. У хімічних сполуках вони виявляють стурінь окислення +2.

Твердість води.

Природні води містять хлориди, сульфати, гідрокарбонати кальцію, магнію та інші домішки.

Вода, що містить іони Mg²⁺ і Ca²⁺, називається твердою. Вода, в якій немає іонів Mg²⁺ і Ca²⁺ або їх зовсім мало, називається м’якою.

Розрізняють тимчасову (карбонатну), паостійну, кальцієву, магнієву і загальну твердість води.

Твердість води, обумовлену наявністю гідрокарбонатів магнію та кальцію, називають тимчасовою, наявністю сульфатів і хлоридів кальцію та магнію – постійною.

Кальцієва твердість води обумовлена наявністю у воді солей кальцію, а магнієва – солей магнію.

Сумарну кальцієву та магнієву твердість води називають загальною.

Для пом’якшення води використовують дистиляцію, а також хімічні методи, які забезпечують виведення іонів кальцію та магнію з води у вигляді нерозчинних солей.

Тимчасову твердість усувають кип’ятінням, додаванням вапняної води Са(ОН)₂, гідроксиду натрію NaOH або соди Na₂CO₃:

Са(НСО₃)₂ Þ СаСО₃¯ + Н₂О + СО₂;

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ Þ 2СаСО₃¯ + 2Н₂О;

Са(НСО₃)₂ + NaOH Þ СаСО₃¯ + Na₂CO₃ + Н₂О;

Са(НСО₃)₂ + Na₂CO₃ Þ СаСО₃¯ + 2NaНСО₃.

Під час цих реакцій іони кальцію виводяться з розчину у вигляді нерозчинного карбонату СаСО₃.

Постійну твердість води усувають не кип’ятінням, а додованням соди Na₂CO₃ або фосфату натрію Na₃РO₄:

СаSO₄ + Na₂CO₃ Þ CaCO₃¯ + Na₂SO₄;

3СаSO₄ + 2Na₃РO₄ Þ Са₃(РО₄)₂¯ + 3Na₂SO₄.

У промисловості для пом’якшення води використовують катіонний обмін. Катіоніти – це тверді речовини, нерозчинні у воді, до складу яких входять рухливі катіоніти, що можуть обмінюватися на катфіони зовнішнього середовища. Під час пропускання води через колонку з катіонітом іони Ca²⁺ і Mg²⁺ затримуються в ньому, а іони натрію переходять з катіоніту у воду:

Na₂R + Ca²⁺ Þ CaR + 2Na⁺

Запитання до семінару

1. Які елементи належать до металів? Що характерне для їх електронних конфігурацій?

2. Метали у періодичній системі.

3. Які у металів спільні характерні ознаки (фізичнф властивості) та чим вони зумовлені?

4. Металічний зв’язок.

5. Що таке сплави?

6. Як утворюються сплави та як їх вивчають?

7. Як визначають та чим характеризують хімічну активність металів?

8. Які загальні хімічні властивості у металів?

9. Чому активні метали схильні до корозії? Як протікає та від чого залежить цей процес?

10. Які є способи захисту металів від корозії?

11. Які загальні промислові способи добування металів? У чому їх суть?

12. Схаракатеризуйте найважливіші закономірності в зміні металічних властивостей елементів у періодичній системі. Поясніть, з чим це пов’язано.

13. Поясніть, куди слід віднести сплави – до хімічних сполук чи до механічних сумішей?

14. Масова частка цинку в латуті 0,32, решта – мідь. Скільки треба взяти кожного з металів, щоб приготувати 25 кг сплаву?

15. Атоми Ніколу та Алюмінію в одному з їх сплаві знаходяться у співвідношені 1:10. Обчисліть вміст нікелю у сплаві.

16. Які метали належать до лужних? Чим зумовлена така назва?

17. Якими спільними ознаками характеризуються лужні метали?

18. За якими ознаками лужні метали різняться один від одного? Якими хімічними реакціями це можна довести?

19. Як пояснити істотну відмінність літію від інших лужних металів?

20. Гідриди лужних металів використовують у лабораторній практиці як ефективні відновники. Чим це можна пояснити? Наведіть приклади.

---

Дата добавления: 2015-12-01